Questão 9

“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Com base na Lei de Lavoisier, considere a reação de formação do trióxido de enxofre \left(\mathrm{SO}_{3}\right) a partir do dióxido de enxofre (SO 2) e gás oxigênio \left(\mathrm{O}_{2}\right).
Se 12,8 \mathrm{~g} de \mathrm{SO}_{2} reagem completamente, a massa total de produtos formados e o volume de \mathrm{O}_{2} (nas CNTP) consumido serão, respectivamente:
(Dados: \mathrm{S}=32 ; \mathrm{O}=16 ).

Passo 1

O enunciado dá e pede o seguinte (vou listar tudo com clareza):
  • Reação de formação do trióxido de enxofre a partir do dióxido de enxofre e oxigênio (reação a ser considerada).
  • Massa de reagente fornecida: 12,8\\ \text{g} de \mathrm{SO}_2.
  • Dados atômicos fornecidos: \mathrm{S}=32 e \mathrm{O}=16.
  • Pede:
    1. a massa total de produtos formados;
    2. o volume de \mathrm{O}_2 consumido nas CNTP.
  • Lembrete: CNTP significa condições normais (0^\circ C e 1 atm), onde o volume molar vale 22,4\\ \mathrm{L/mol}.

Passo 2

Escrever e balancear a equação química: mostrar a reação corretamente balanceada.
2\,\mathrm{SO}_2 + \mathrm{O}_2 \longrightarrow 2\,\mathrm{SO}_3
Explicação curta do balanceamento: colocar coeficientes para que o número de átomos de cada elemento seja o mesmo nos dois lados. Aqui, 2 enxofres e 4 oxigênios no lado esquerdo (em 2\mathrm{SO}_2) combinam com 2 enxofres e 6 oxigênios no lado direito (em 2\mathrm{SO}_3) quando adicionamos +\mathrm{O}_2 (totaliza 6 oxigênios do lado esquerdo: 4 de 2\mathrm{SO}_2 + 2 de \mathrm{O}_2), então a equação fica balanceada com esses coeficientes.

Passo 3

Calcular as massas molares (usar os dados atômicos dados).
  • Molaridade de \mathrm{SO}_2:
M(\mathrm{SO}_2)=M(\mathrm{S})+2M(\mathrm{O})=32+2\cdot16=64\\ \mathrm{g/mol}.
  • Molaridade de \mathrm{SO}_3:
M(\mathrm{SO}_3)=32+3\cdot16=80\\ \mathrm{g/mol}.
  • Molaridade de \mathrm{O}_2:
M(\mathrm{O}_2)=2\cdot16=32\\ \mathrm{g/mol}.
Explicando a ideia: massa molar M é a massa (em g) de 1 mol da substância; somamos as massas atômicas dos átomos que compõem a molécula.

Passo 4

Converter a massa dada de \mathrm{SO}_2 para número de mols usando a relação
n=\frac{m}{M},
onde n é o número de mols, m a massa em gramas e M a massa molar em \mathrm{g/mol}.
Aplicando:
n(\mathrm{SO}_2)=\frac{12,8}{64}=0,200\\ \mathrm{mol}.
Comentário prático: dividir a massa pelo valor da massa molar dá quantos mols de molécula temos — é a linguagem dos químicos para contar partículas.

Passo 5

Usar a estequiometria da reação para relacionar mols de \mathrm{SO}_2, \mathrm{O}_2 e \mathrm{SO}_3.
Da equação balanceada:
  • 2\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{SO}_2 consomem 1\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{O}_2. Logo, por mol de \mathrm{SO}_2 o \mathrm{O}_2 consumido é 1/2 mol.
  • Além disso, 2\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{SO}_2 produzem 2\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{SO}_3, então 1\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{SO}_2 produz 1\\ \mathrm{mol}\\ \mathrm{SO}_3.
Portanto:
n(\mathrm{O}_2)=n(\mathrm{SO}_2)\times\frac{1}{2}=0,200\times\frac{1}{2}=0,100\\ \mathrm{mol}.
n(\mathrm{SO}_3)=n(\mathrm{SO}_2)=0,200\\ \mathrm{mol}.
Explicando: estequiometria é só proporção entre quantidades em mols segundo os coeficientes da reação.

Passo 6

Calcular o volume de \mathrm{O}_2 consumido nas CNTP usando o volume molar \,V_m=22,4\\ \mathrm{L/mol}:
V(\mathrm{O}_2)=n(\mathrm{O}_2)\cdot V_m=0,100\cdot22,4=2,24\\ \mathrm{L}.
Breve lembrete: para gases ideais nas CNTP, cada mol ocupa 22,4\\ \mathrm{L}; multiplicando o número de mols pelo volume molar obtemos o volume.

Passo 7

Calcular a massa dos produtos formados. Pode-se usar duas ideias equivalentes (ambas ilustram a Lei de Lavoisier: massa se conserva).
Método A — calcular diretamente a massa de \mathrm{SO}_3 formada:
m(\mathrm{SO}_3)=n(\mathrm{SO}_3)\cdot M(\mathrm{SO}_3)=0,200\cdot80=16,0\\ \mathrm{g}.
Método B — soma das massas dos reagentes consumidos (conservação de massa):
  • massa de \mathrm{O}_2 consumida:
m(\mathrm{O}_2)=n(\mathrm{O}_2)\cdot M(\mathrm{O}_2)=0,100\cdot32=3,2\\ \mathrm{g}.
  • massa total dos reagentes = 12,8+3,2=16,0\\ \mathrm{g}, que deve ser igual à massa dos produtos formados.
As duas vias dão o mesmo resultado 16,0\\ \mathrm{g}, comprovando que massa se conserva.

Passo 8

Resumo final (para não se perder): os cálculos mostraram que com 12,8\\ \mathrm{g} de \mathrm{SO}_2 completamente reagidos obtém-se 0,200\\ \mathrm{mol} de \mathrm{SO}_3 (isto é 16,0\\ \mathrm{g}) e consome-se 0,100\\ \mathrm{mol} de \mathrm{O}_2, que correspondem a 2,24\\ \mathrm{L} nas CNTP. Mantenha a calma — é sempre a mesma sequência: transformar massa → mols → aplicar estequiometria → transformar para a unidade desejada.

Resposta

16,0\\ \mathrm{g}
2,24\\ \mathrm{L}

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